1

APPUNTI DI CHIMICA

CLASSE I

2

PESO DI UN ATOMO

E’ la MASSA ATOMICA RELATIVA, che si esprime in U. o in U.M.A. (Unità di Massa

Atomica).

Si assegna per convenzione il valore di 12 all’atomo più diffuso, il CARBONIO, e si confrontano le

masse degli altri atomi con la massa dell’atomo di carbonio.

1 U.M.A. = 1/12 dell’atomo di 12C (isotopo 12 del Carbonio, cioè carbonio con 6 protoni e 6

neutroni = 12 NUCLEONI); quindi un UMA equivale alla massa di un nucleone

La MASSA ATOMICA RELATIVA di ogni elemento si trova sulla tavola periodica, molto spesso

è rappresentata da un numero con la virgola perché viene ricavata facendo la media pesata degli

isotopi di quegli elementi.

Un’UMA ha una massa assoluta (in g) paria a 1,6 x 10-24g. quindi è possibile calcolare la :

MASSA ATOMICA ASSOLUTA moltiplicando la MASSA ATOMICA RELATIVA per la massa

assoluta di un UMA (1,6 x 10-24g/UMA)

COME SI OTTIENE LA MASSA ATOMICA ASSOLUTA?

Si ottiene facendo MASSA ATOMICA RELATIVA (M.A.R.) x 1,6 x 10-24 g

Oppure, se vogliamo esprimerla in KG. Si fa M.A.R. x 1,6 x 10-27 Kg

Esempio 1: Sodio (Na) = 22,99 U.M.A. x (1,6 x 10-24g ) = 3,68 x 10-23g

Esempio 2:

Calcola la Massa Atomica Assoluta di un atomo di Cl (Cloro)

Massa Atomica Relativa Cl = 35,453 UMA (da Tavola Periodica) quindi

MASSA ATOMICA ASSOLUTA Cl = 12 UMA*1,6 x 10-24g/UMA = 1,96 x 10-23g

QUAL E’ LA DIFFERENZA FRA MASSA E PESO?

LA MASSA è una proprietà della materia: rimane la stessa a prescindere da dove si trova quel

corpo (cioè a prescindere dal fatto che il corpo si trovi sulla terra o nello spazio).

3

IL PESO è una forza che si ottiene facendo: MASSA x ACCELERAZIONE DI GRAVITA’ (cioè

9,8 m/s2), per cui dipende da dove si trova quel corpo (cioè se il corpo si trova sulla Luna, dove la

forza di gravità è molto inferiore, il peso cambia).

MASSA MOLECOLARE

Una MOLECOLA è formata da più atomi legati fra di loro.

Per calcolare la MASSA MOLECOLARE SI SOMMANO tutti gli atomi che costituiscono una

molecola

Esempio: molecola dell’acqua = H2O

(U.M.A. =1) (U.M.A. = 16)

(1 x 2)= 2 + 16 = 18

esempio: molecola del glucosio= C6 H12 O6

(U.M.A. =12) (U.M.A. = 1) (U.M.A. = 16)

(12 x 6)= 72 + (1x12) = 12 + (16 x 6) = 96 = 180

4

LA MOLE

È la quantità di SOSTANZA PURA che contiene 6,02 x 1023 PARTICELLE ELEMENTARI

(ATOMI, MOLECOLE, IONI…)

QUANTE PARTICELLE CI SONO IN 1 MOLE?

SONO 6,02 x 1023

LA MASSA MOLARE SI ESPRIME CON L’UNITA’ DI MISURA g/mol (grammi su mole)

A cosa e’ uguale la massa molare?

E’ uguale numericamente alla massa atomica(molecolare), ma è espressa in g/mol

In modo grossolano, possiamo dire che la massa molare è quanto pesa una mole in grammi.

Come si esprime la massa molecolare?

Si esprime in U.M.A. (Unità di Massa Atomica)

Come si trova la massa totale?

Facendo il n. di moli moltiplicato per la massa molare

FORMULE

MASSA TOTALE (g) = n. moli x massa molare (g/mol)

N. MOLI = massa totale (g)

_____________

massa molare (g/mol)

5

Esercizio: dati: massa molecolare di CO2 = 44,01 n. moli di CO2 = 1,8

?: g (massa totale)?

Totale massa molecolare (che è anche la massa molare) di CO2 =

C= 12 U.

O= 16 U.

12 + (16 x 2) = 12 + 32= 44 U. (cioè 44 g come massa molare)

MASSA TOTALE= N. MOLI x MASSA MOLECOLARE = 1,8 x 44g = 79,2 g

ESERCIZIO:

DATI: MASSA TOTALE = 14,5 g

?: n. moli di CO2 ?

MASSA MOLECOLARE DI CO2 = 44 U.

MASSA MOLARE DI CO2 = 44 g/mol

n. moli= massa totale (g) _________________

massa molare (g/mol)

n. moli = 14,5 g _______ = 0,329 moli (perché g sopra e sotto si semplificano) 44 g/mol

Esercizio:

DATI: massa totale di Ca= 80,16 g

? = n. moli?

Massa molecolare di Ca= 40,084 U.

Massa molare di Ca= 40,084 g/mol

6

n. moli= massa totale (g) _________________

massa molare (g/mol)

n. moli = 80,16 g _______ = 2 moli 40,08 g/mol

COSTANTE DI AVOGADRO

E’ IL NUMERO CHE INDICA LE PARTICELLE CONTENUTE IN 1 MOLE.

L’UNITA’ DI MISURA E’: atomi/mol E CORRISPONDE A: 6,02 x 1023

IL VOLUME MOLARE è il volume occupato da una mole di gas in condizioni STP (standard,

cioè pressione di 1 atmosfera e temperatura 0°), e corrisponde a 22,4 l (l/mol).

FORMULE

NUMERO DI AVOGADRO = particelle/atomi

______________

Mole

VOLUME (l) = n. moli x volume molare (l/mol)

N. MOLI = volume (l)

___________________

Volume molare (l/mol)

N. ATOMI = Numero Avogadro (atomi/mol) x N. MOLI (mol)

N. MOLECOLE

7

ESERCIZIO

Dati: n. moli Al = 1,15 mol ? = atomi Al? Numero atomi= N. Avogadro x n. moli = : 6,02 x 1023 x 1,5 = 9,03 x 1023

Esercizio

DATI: n. moli = 1,5 mol

?: n. molecole di CO2 ?

n. molecole = numero di Avogadro x n. moli = 6,02 x 1023 x 1,5 = 9,03 x 1023

Esercizio

DATI: n. moli O2= 1,58 mol

?: V (l) di O2 a STP?

V (l) = n. moli x volume molare (l/mol) = 1,58 x 22,4 = 35,4 (l/mol)

Esercizio

DATI: V (l) di NH3 = 32,5 l

?: n. moli di NH3 a STP?

n. moli= volume (l) ___________ = 32,5 : 22,4 (l/mol) = 1,45 mol (perché l sopra e sotto

8

Volume molare l/mol si semplifica.) LE GRANDEZZE CHE CARATTERIZZANO UN’ONDA

• LAMBDA : (SIMBOLO λ) è la lunghezza d’onda e misura la distanza fra due picchi d’onda successivi.

La misura che si adotta è il nanometro (nm) cioè 1 miliardesimo di metro

Vale 1 x 10-9 m (1 nm = 1 x 10-9 m ; 1m = 10-9 nm)

• LA FREQUENZA: (SIMBOLO Ni, si rappresenta con V )

Unità di misura: Hz (Hertz)

Hertz = S-1

(la frequenza della luce data in secondi), cioè rappresenta quante onde passano in 1 secondo (quanti cicli avvengono in 1 secondo)

• L’AMPIEZZA: (SIMBOLO A) rappresenta l’intensità dell’onda (la grandezza del

fenomeno).

L’unità di misura dipende dal tipo di onda (se è un’onda sonora = decibel ecc.)

• LA VELOCITA’ DELLA LUCE (SIMBOLO C)

C= λ x V (lunghezza d’onda x frequenza)

C= 3,00 x 108

m/s (300.000 km al secondo nel vuoto)

Qual è il legame fra lunghezza d’onda ed energia?

(E’ la frequenza)

FORMULE

λ = C

___

V

V = C

___

λ

9

C = V x λ

C= 3,00 x 108

m/s

h= 6,626 x 10-34

j . s

E = h x V (equazione di PLANCK) MA V = C quindi E= h x C

___ ______

λ λ ESERCIZIO

DATI: E= 4,1 x 10-19 j λ = ?

ci servono c, h, E c ed h li conosciamo, E lo dobbiamo trovare:

c= 3,00 x 108

m/s

h = 6,626 x 10-34

j . s

E = h x V (equazione di PLANCK)

MA V = C

___

λ

quindi E= h x C

______

λ

e, formula inversa λ = h x C

_____

E

λ = 6,626 x 10-34 j . s x 3 x 108 m/s _________________________ 4,1 x 10-19 j Mettiamo a posto i 10: 10-34 x 108

__________ = -34 + 10 +19 = 10 -7

10-19 λ = 6,626 x 3

________ = 4,84 x 10 -7 m

10

4,1

Poi, per passare da m a nm (1m = 10

9) : 4,84 x 10

-7 x 10

9 = 4,84 x 10

-2 = 4,84 x 100=484

LA DIFFRAZIONE DELLA LUCE

E’ quando un’onda passa in un punto più piccolo della sua lunghezza d’onda, per cui l’onda

non si propaga più in linea retta ma si allarga formando zone chiare (più onde si sommano) e più

scure (più onde si sottraggono). Esse sono chiamate frange d’interferenza.

La luce bianca è la luce del sole o della lampadina (non al neon).

È formata da tutte le componenti cromatiche che vanno dalla lunghezza d’onda di 400 nm

(violetto) a 700 nm ( rosso).

I colori che noi vediamo sono dati da una radiazione che ha una lunghezza d’onda di quel

colore. Il bianco riflette tutte le radiazioni, il nero assorbe tutte le radiazioni.

Per scomporre la luce bianca nelle sue componenti colorate (cromatiche) si usa un

prisma.

Quando la luce bianca (che viaggia nel vuoto a 3 x 10 8

m/s) esce dal vuoto ed entra nel prisma,

ne esce con colori diversi e dà luogo ad uno spettro continuo. Questo fenomeno è chiamato

dispersione della luce.

• Cos’è l’effetto fotoelettrico?

(E’ l’emissione di elettroni emessa da un metallo esposto ad un fascio di luce ultravioletta)

• Che legame c’è fra velocità della luce, frequenza e lunghezza d’onda? Come calcolo

cioè lambda se conosco V?

( λ = C )

_ ___

V

• Cos’è C?

(E’ la velocità della luce nel vuoto)

• Quanto vale?

11

(Vale 3 x 10 8 m/s) • Fra quali estremi della lunghezza d’onda è compresa la luce visibile?

(Fra 400 –violetto- e 700 –rosso- nm) • Da cosa dipende l’energia che trasporta un fotone (un’onda)?

(Dalla frequenza. Usiamo l’equazione di Planck: E = h x V Costante di Planck Frequenza • In che rapporto sono frequenza, energia e lunghezza d’onda? (Maggiore è la frequenza, maggiore è l’energia. Ma siccome sappiamo che V = C

___

λ possiamo anche dire che E = h x C

___

λ così maggiore è la lunghezza d’onda, minore è l’energia. • Cos’è l’effetto fotoelettrico?

(E’ l’emissione di elettroni da parte di un metallo quando è colpito da una radiazione

luminosa.)

• Cos’è la frequenza di soglia?

(E’ la frequenza minima che un fotone (radiazione luminosa) deve avere perché poter

emettere/espellere elettroni).

• Qual è il valore di h? (cioè la costante di Planck)?

(h = 6,63 x 10 -34)

• Come otteniamo uno spettro dall’idrogeno?

12

(Si prende un’ampolla di vetro, ci si mette l’idrogeno rarefatto, ci si mettono 2 elettrodi e

accendiamo la luce. Vediamo un spettro a 4 righe, cioè l’h (idrogeno) emette 4 radiazioni

ben definite e diverse, ognuna con una specifica lunghezza d’onda.)

• Cosa ha modificato Bohr rispetto a Rutherford?

(Secondo il modello di Rutherford, un elettrone girava solo su un’orbita. Questo

modello è risultato incompleto quando Bohr ha preparato il suo modello: siccome

l’elettrone dà energia, se si vedono 4 righe, allora ci sono 4 fotoni con 4 energie diverse e

quindi non è vero che l’elettrone sta solo su un’orbita; esso può andare su orbite

diverse ma quantizzate, cioè ognuno con un’energia ben precisa).

• Cosa succede se stimolo un elettrone?

(Esso viene promosso dal livello fondamentale (n=1) ad un livello superiore/orbita superiore

(n=2; n=3…).

• Quanto tempo ci sta?

(Un tempo brevissimo (10 -7 s), poi torna subito allo stato fondamentale e cede l’energia/luce

che aveva acquistato, cioè cede un fotone).

• Che luce emette l’elettrone che passa da un livello all’altro?

(Emette una luce particolare a seconda del livello da cui scende: - dal 5° al 2° emette il blu

- dal 6° al 2° emette il violetto

- dal 4° al 2° emette il verde

- dal 3°al 2° emette l’arancio

• Cosa succede quando l’atomo non viene eccitato?

( Che è/rimane allo stato fondamentale)

• Cosa sono gli “stati eccitati”?

(Sono i livelli di energia superiore rispetto al livello fondamentale n = 1)

13

ESERCIZIO

DATI: λ = 420 nm

?: E = ?

1 nm = 10-9 quindi λ = 420 x 10-9

usiamo equazione di Planck: E= h x V quindi E = h x C ______ λ

h= 6,626 x 10-34 j .s

C = 3 x 108 m/s

λ = 420 nm

E = 6,626 x 10-34 j .s x 3 x 108 m/s ___________________________ 420 x 10-9 m mettiamo a posto i 10: -34 +8= -26 +9 = -17 E = 6,626 j .s x 3 x 10-17 m/s ___________________________ = 4,73 x 10-17 j 420

14

QUANDO SI PARLA DI IONIZZAZIONE, SI INTENDE SEMPRE 1 ATOMO ALLO

STATO GASSOSO.

1) Cosa succede se si dà più energia ad un elettrone di quella che gli serve per arrivare

al 7° ed ultimo livello? (Succede che si allontana l’elettrone dell’atomo, cioè si ionizza. Lo ione è 1 atomo che atomo che ha una carica elettrica, cioè diventa 1 ione con carica positiva=CATIONE).

2) Per avere 1 carica elettrica, 1 atomo cosa può fare?

(Può acquistare o perdere elettroni. Se li acquista c’è carica negativa, se li perde c’è carica

positiva)

3) Cos’è l’energia di ionizzazione? (Ei) (E’ la quantità di energia che serve per allontanare 1 elettrone dall’atomo allo stato gassoso. E’ espressa in Kj/mol : chilojoul su mole).

4) Com’è diventato l’atomo che ha “perduto” 1 elettrone?

(E’ diventato positivo)

5) Dove vanno i restanti elettroni? (Vanno più vicini al nucleo, perché mancando l’energia negativa dell’elettrone mancante, i restanti elettroni negativi sono attratti con più forza dai protoni, visto che ora sono più numerosi).

6) Se voglio strappare un altro elettrone?

(Ci vuole più forza, perché gli elettroni sono attratti con più forza).

7) Esiste solo un’energia di ionizzazione? (No, c’è anche la seconda energia di ionizzazione, che è più forte della prima)

8) Cos’è l’attrazione elettrostatica?

15

(E’ l’attrazione elettrica fra carica positiva e carica negativa)

9) Cos’è 6,02 x 10 23 ?

(E’ la mole)

10) Come viene determinata l’energia di ionizzazione?

(Non ci sono formule, ma siccome è stata determinata a livello sperimentale, esistono tabelle

che possiamo consultare).

(INTERROGAZIONE 3 FEBBRAIO 2010)

11) Cos’è l’energia di ionizzazione?

(E’ l’energia necessaria per spostare un elettrone al di là dell’ultimo livello (il 7° e ultimo

livello).

12) Perché da parte dell’idrogeno c’è l’emissione di 4 colori?

(perché l’elettrone dopo che è passato allo stato eccitato, ritorna allo stato fondamentale e

cede la stessa energia che aveva assorbito sotto forma di 1 fotone. Questo fotone avrà la

stessa lunghezza d’onda che aveva assorbito).

13) Cos’è uno spettro continuo?

(E’ la luce bianca che contiene tutte le radiazioni.)

14) Cos’è l’effetto fotoelettrico?

(E’ l’emissione di elettroni da parte di un metallo quando viene colpito da una luce con una

frequenza ben precisa. Si tratta della “frequenza di soglia”, cioè la frequenza sotto la quale

non vengono emessi elettroni).

16

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

Prendiamo il numero atomico di un elemento della tavola periodica; mandiamo via gli

elettroni dall’atomo utilizzando la piramide (DIAGONALE) prendendo i vari “gradini” dal

basso verso l’alto e calcolando il n. all’apice fino a raggiungere il n. atomico.

REGOLA DELLA DIAGONALE

7s2 7p6 7d10 7f14 7g18 7h22 7i26

6s2 6p6 6d10 6f14 6g18 6h22

5s2 5p6 5d10 5f14 5g18

4s2 4p6 4d10 4f14

3s2 3p6 3d10

2s2 2p6

1s2

ESEMPIO:

Prendiamo il Be

4Be= 1s2 2s2

ESEMPIO:

Prendiamo l’O

8O= 1s2 2s2 2p4 (perchè manca 4 ad arrivare al totale 8)

17

INTERROGAZIONE

1) Quanti livelli ci sono al massimo in un atomo? (7)

2) Quanti sottolivelli ci sono nel settimo livello? (7)

3) Quanti sottolivelli ci sono nel quinto livello? (5)

4) E nel terzo? (3)

5) Quanti elettroni contiene s? (2)

6) Quanti elettroni contiene p? (6)

7) Quanti elettroni contiene d? (10)

8) Quanti elettroni contiene f? (14)

9) Se l’idrogeno viene riscaldato, quante righe si ottengono? (4)

10) Come si chiama lo spettro che emette righe? (spettro a righe)

11) Come si chiama lo spettro che emette luce bianca? (spettro continuo)

12) A cosa sono dovute le righe emesse dallo spettro a righe? (dal fatto che un elettrone

rilascia energia dopo essere stato eccitato)

13) Come si può definire l’energia che l’elettrone emette quando torna al livello

fondamentale? (con l’equazione di Planck, cioè E = h x V)

14) Come deve essere la frequenza della luce per avere un effetto fotoelettrico? (deve essere

superiore alla frequenza di soglia)

18

MODELLO ATOMICO ORBITALE

Gli elettroni non girano proprio come farebbe un’orbita: ogni livello e sottolivello ha unna

sua forma caratteristica (e da questo dipenderà poi il tipo di legame che esiste fra elettroni).

L’elettrone infatti non ha solo una forma corpuscolare, ma può anche essere un’onda, la

quale può essere descritta da un’equazione di Planck modificata, chiamata

EQUAZIONE DI DE BROGLIE: λ = h

______

m x V

massa velocità

(della particella)

e tanto più energia trasporta, tanto più piccola è la lunghezza d’onda.

Secondo il principio di AUTODETERMINAZIONE DI HEISENBERG, non possiamo

sapere con certezza dove si trova un elettrone in un dato momento, perché la sua traettoria

non è ben definita ma PROBABILE.

L’ORBITALE

Se non è possibile determinare la posizione esatta di un elettrone, allora cade il concetto di orbita e

si usa invece quello di ORBITALE.

19

Per descrivere la forma dell’orbitale atomico (tenendo presente che si tratta sempre di possibilità), si

usa l’equazione di Schrödinger.

I NUMERI QUANTICI

Ogni elettrone ha un numero quantico diverso da tutti gli altri.

Il primo numero quantico (simbolo n) è quello principale, indica il livello di energia e va

da 1 a 7. (Fino ad ora noi avevamo parlato di “livello”).

Il numero quantico secondario (simbolo l), indica la forma o il tipo di orbitale e prende

valori che vanno da 0 a n -1. (Fino ad ora avevamo parlato di “sottolivelli” s – p – d ecc.)

Con i numeri quantici, s corrisponde a 0, p=1, d=2 e così via, cioè abbiamo numeri invece di

lettere. E’ quindi comprensibile che il valore va da 0 a n -1, perché se per es. prendo il livello

3 s=0, p=1, d=2, noto subito che da un sottolivello all’altro ho sempre -1.

(s=0 d=2 p=1)

Il numero magnetico (simbolo m) corrisponde al numero di orbitali in un certo

sottolivello (fino ad ora avevamo parlato di “letti matrimoniali”).

Va d +l a -l

Il numero quantico di Spin (simbolo ms). Descrive il fatto che gli elettroni ruotano intorno

a se stessi, o in senso orario (verso destra e quindi sono destrorsi e in questo caso ciò

corrisponde a + ½), oppure in senso antiorario (verso sinistra e quindi sono sinistrorsi e ciò

corrisponde a -½ )

Quando 2 elettroni girano uno verso destra e l’altro verso sinistra, si dice che hanno spin

opposti. Se girano tutti nella stessa direzione (o tutti verso destra o tutti verso sinistra), si

dice che hanno spin paralleli.

20

INTERROGAZIONE DEL 3 MARZO 2010-03-03

1) Cos’è il principio di autodeterminazione di Heisemberg? (è quel principio secondo cui è

impossibile calcolare contemporaneamente la posizione e la velocità di un elettrone).

2) Cos’è l’orbitale atomica? (E’ lo spazio attorno al nucleo in cui vi è almeno il 95% di

probabilità di trovare l’elettrone).

3) Cos’è un orbitale atomico? (E’ una funzione matematica per cui non ha una realtà

fisica).

4) Cos’è un orbitale? (E’ la regione di elevata probabilità di trovare un elettrone in un

atomo).

5) Come si può determinare la configurazione elettronica del titanio (22Ti)

(Si applica la regola della diagonale – vedi pag. 16 – per cui 22Ti= 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2,

3d2;

6) Cos’è la configurazione elettronica? (E’ la rappresentazione completa dei sottolivelli

occupati da tutti gli elettroni in un atomo o in uno ione).

7) Qual è l’equazione di una particella in movimento? (E’ : λ = h

______ m x V cioè l’equazione di De Broglie). 8) Cos’è l’energia di ionizzazione? (E’ l’energia necessaria all’atomo- neutro e allo stato

gassoso- per allontanare l’elettrone).

9) Come si trovano i n. di moli? (Si fa massa totale in grammi diviso la massa molare in

g/mol).

10) Qual è il volume molare di 1 gas? (E’ 22,14).

21

11) Quante particelle ci sono in una mole? 6,02 x 1023.

Esercizi del 7 aprile 2010

4

-2 -1 0 +1 +2

3

-1 0 +1

2

1

s p p p d d d d d

1) Configurazione elettronica del magnesio

12Mg= 1s2, 2s2, 2p6, 3s2

2) quali sono i numeri quantici dell’elettrone 2p2? (n=n. quantico principale

l= n. quantico secondario

m= n. quantico magnetico

ms= n. quantico di Spin)

n= 2

l= 1

m= -1

22

ms = ½

2) Configurazione elettronica del Bromo (35Br= 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d10,4s2,4p5

Quanti elettroni ci sono nell’ultimo livello? (7)

Quali sono i numeri quantici dell’elettrone 2p2? (n= 2 l=1 m= -1 ms= +1/2)

Quali sono i numeri quantici dell’elettrone 3d4? (n= 3 l= 2 m= -1 ms= - ½)

LA TAVOLA PERIODICA

Ci dice quali sono gli elettroni di un atomo che si trovano nell’ultimo livello (livello più esterno). A

noi interessa infatti sapere questo, perché gli atomi si legano fra di loro utilizzando gli elettroni più

esterni (chiamati ELETTRONI DEL LIVELLO DI VALENZA).

La tavola periodica è divisa in VERTICALI (COLONNE) ed ORIZZONTALI (RIGHE).

Le COLONNE sono chiamate GRUPPI. Quando si parla di gruppi, ci si riferisce alle righe più alte

e notiamo che nel gruppo I c’è 1 elettrone nell’ultimo livello, nel gruppo II ci sono 2 elettroni, nel

III 3 elettroni ecc.ecc. Nel gruppo VIII (0) ci sono 8 elettroni ed è il livello saturo (pieno).

Le RIGHE sono chiamate PERIODI ed indicano a che livello si trovano gli elettroni. Per esempio,

gli elementi del 1° periodo hanno gli elettroni di valenza nel 1° livello ecc.

(esercizi pag 158

1/d 2/b 3/d 4/b 5/b-f 6/falso

7/a falso

b vero

c falso

d vero)

23

La tavola periodica è stata pensata da Mendeleev che stabilì la relazione esistente fra proprietà degli

elementi e le masse atomiche (il n. di massa è la somma di protoni e neutroni e non compare sulla

T.P.). Mendeleev classificò questa relazione e così nacque la tavola periodica.

Successivamente, Mosley scoprì che le proprietà di un elemento dipendono dal numero atomico

(cioè dal n. di protoni presenti nel nucleo dell’atomo) e non dalla massa atomica.

La tavola periodica è divisa in COLONNE chiamate GRUPPI. Ci sono 8 gruppi A, 7 gruppi B e

1 gruppo 8B.

Le RIGHE invece sono chiamate PERIODI. Nella Tavola periodica i periodi sono 7.

Alcuni gruppi della Tavola Periodica hanno nomi particolari:

- gruppo 8A = gas nobili

- gruppo 1 A = metalli alcalini

- gruppo 2 A = metalli alcalino-terrosi

- gruppo 7 A = alogeni

Fra il II e il III gruppo, ci sono molti elementi di transizione.

La posizione di un elemento nella Tavola Periodica non è quindi casuale. Essa è stabilita da:

- ultimo livello occupato

- n. di elettroni presenti sull’ultimo livello.

Dalla posizione di un elemento nella Tavola Periodica si può capire:

- la sua proprietà fisico-chimica. (Non a caso Mendeleev lasciò dei “vuoti” nella Tavola

Periodica per elementi all’epoca sconosciuti).

- La configurazione elettronica del livello esterno

- La proprietà degli elementi adiacenti (cioè dell’elemento che segue e precede quello

considerato).

Nella T.P. appartengono allo stesso gruppo gli elementi che hanno proprietà simili, cioè quelli che

hanno un’uguale configurazione elettronica dell’ultimo livello, (cioè stesso numero di elettroni

sull’ultimo livello/nello strato esterno, chiamato stato di valenza).

24

E’ molto più facile strappare un elettrone da un elemento dei primi gruppi piuttosto che da uno degli

ultimi (gas nobili), perché gli ultimi elementi sono stabili mentre i primi diventano stabili proprio se

tolgo un elettrone. (Stabili= ultimo livello diventa pieno).

Siccome in natura tutti gli elementi tendono a diventare stabili, è chiaro che man mano che occorre

strappare più elettroni, si fa più fatica.

PROPRIETA’ DEL PERIODO

AFFINITA’ ELETTRONICA

E’ il grado di affinità che un atomo ha di acquistare un elettrone (tendenza a formare ioni negativi).

Gli elementi dei primi gruppi (da sinistra verso destra) hanno una bassa affinità elettronica, perché

hanno più interesse a cedere che non ad acquistare elettroni. Gli elementi degli ultimi gruppi hanno

viceversa alta affinità elettronica.

L’ENERGIA DI IONIZZAZIONE

E’ QUELLA NECESSARIA A “STRAPPARE UN ELETTRONE DALL’ATOMO (contrario

dell’affinità elettronica), all’interno del periodo, AUMENTA da sinistra verso destra.

ELETTRONEGATIVITA’

E’ la tendenza che ha un elemento ad attirare gli elettroni nel legame con altri elementi .(simile

all’affinità elettronica).

RAGGIO ATOMICO

E’ la metà della distanza minima che possono avere 2 atomi dello stesso elemento. La sua

particolarità sta nel momento in cui un atomo perde o acquista elettroni. Se acquista un elettrone, il

suo raggio atomico aumenta. Se lo perde, diminuisce.

Nel periodo esso diminuisce da sinistra verso destra perché aumentano gli elettroni nello stesso

livello e quindi sono maggiormente attirati verso il nucleo.

ALL’INTERNO DEL GRUPPO

25

L’ENERGIA DI IONIZZAZIONE (che è quella contraria all’affinità elettronica), diminuisce

andando dall’alto verso il basso.

IL RAGGIO ATOMICO

Aumenta dall’alto verso il basso.

L’ENERGIA DI IONIZZAZIONE

DIMINUISCE dall’alto verso il basso (perché gli elettroni esterni sono più lontani dal nucleo e

quindi più facilmente estraibili).

APPUNTI DEL 21 APRILE 2010 1) quali sono gli elementi di transizione?(fra il 2° e il 3° gruppo) 2) come sono questi elementi? (hanno l’orbitale di tipo d semipieno) 3) qual e’ la configurazione elettronica del 20Ca?

4

3

-1 0 +1

2

1

s p p p d d d d d

4) QUAL E’ LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DELLO SCAMBIO 21Sc?

4

3

-1 0 +1

2

1

s p p p d d d d d

5) E quella dello zinco 30Zn?

26

4

-2 -1 0 +1 +2

3

-1 0 +1

2

1

s p p p d d d d d

6)Quanti elettroni ha il Ci

- ? (18, perché Cl ha 17 elettroni ma siccome ha 1 carica negativa, vuol dire che ha 1 elettrone in più). 7) Con chi è ISOLETTRONICO (cioè che ha lo stesso numero di elettroni?) (con S, che lo precede a sinistra) 8) Quanti elettroni ha Na+ ? (10, perché 11-1) 9) Con chi è isoelettronico? (con Ne) 10) Quanti ne ha Ca++ ? (18, perché 20-2) 11) Con chi è isoelettronico? (con K+ e con Ar) 12) Quanti ne ha Mg++ o Mg+2 ? (ne ha 10, perché 12-2)

12) Con chi è isoelettronico? (con F-, con Ne, con Na+).

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LA SIMBOLOGIA DI LEWIS

Serve a rappresentare gli atomi con gli elettroni di valenza (cioè quelli che stanno all’ultimo

livello).

Si rappresenta con puntini ( . ) e barrette ( _ )

Per esempio: H (idrogeno) ha un elettrone per cui: H .

Be ha due elementi (è del secondo gruppo) per cui: Be .

. E poi il B (Boro) (terzo gruppo, 3 elementi) .

. Bo

.

E il C (quarto gruppo, 4 elementi) . . C . . fino a considerare N che è del quinto gruppo, ha 5 elementi per cui . posso scriverlo . N : oppure posso scrivere i due puntini/elettroni appaiati .

. cioè posso fare il doppietto . N |

.

Poi c’è O (6 elementi)

_

. O |

.

C’è Cl (7 elementi)

_

28

. Cl |

_

E c’è Ne (8 elementi)

_

| Ne |

_

I LEGAMI

Gli atomi si legano fra di loro per raggiungere la stabilità perché da soli non sono stabili (ad

eccezione dei gas nobili, che essendo già stabili, ovvero avendo l’ultimo livello saturo, non hanno

bisogno di legarsi con alcuno).

Regola dell’OTTETTO: 1 atomo è particolarmente stabile quando ha 8 elettroni nel livello di valenza (ultimo livello), come succede ai gas nobili tranne che all’elio. Quando un atomo compie un legame, cerca di raggiungere la configurazione stabile, cioè quella del

gas nobile ad esso più vicino. Per esempio il Be cerca di raggiungere l’Elio, quindi cerca di perdere

2 elettroni.

I legami possono essere di tre tipi: 1) COVALENTE 2) IONICO 3) METALLICO

1) COVALENTE

Il legame covalente è caratteristico dei NON METALLI. E’ il legame fatto da una coppia di

atomi che mettono in compartecipazione una coppia o più di elettroni.

Prendiamo l’esempio di due atomi di H . Essi hanno la stessa elettronegatività ed essendo uguali

non possono strappare un elettrone all’altro, quindi possono solo legarsi:

H . . H = H

_ H = H :

H

In questo modo la coppia di elettroni appartiene ad entrambi ed entrambi diventano stabili.

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IL LEGAME COVALENTE DATIVO: è quello in cui la coppia di elettroni condivisa e messa

a disposizione da un solo atomo, detto “datore”, ed accettato dall’altro, detto “accettore”,

naturalmente il “datore” deve essere meno elettronegativo dell’”accettore”. Una volta formato il

legame dativo è per tutto indistinguibile da un normale legame covalente singolo; graficamente

viene rappresentato da una freccia (->) che va dal datore all’accettore.

ELETTRONEGATIVITA’

E’ la tendenza che ha un atomo di attirare verso di se gli elettroni di un legame covalente. Molto

grossolanamente è’ simile all’affinità elettronica. Più un atomo attira gli elettroni, più è

elettronegativo. Viene espressa con una scale convenzionale elaborata da Pauling; il valore di

elettronegatività di ogni singolo elemento è riportato nella Tavola Periodica degli Elementi

Sulla tavola periodica l’elettronegatività aumenta da sinistra verso destra.

I metalli hanno bassa elettronegatività; al contrario i non metalli hanno maggiore

elettronegatività.

LA DISTANZA DI LEGAME

E’ la distanza che si crea fra i 2 nuclei degli atomi. Essa è determinata dalla FORZA DI

REPULSIONE che esiste fra i due atomi (che hanno entrambi nuclei positivi), dalla FORZA DI

REPULSIONE che si crea fra i due elettroni (che sono entrambi negativi) e dalla FORZA DI

ATTRAZIONE che esiste invece fra atomi ed elettroni.

Esempi di legami

Il Cl per diventare stabile ha bisogno di un elettrone:

_ _

| Cl . . Cl |

_ _

_ _

| Cl : Cl |

_ _

oppure

_ _

30

| Cl __ Cl |

_ _

Il C per diventare stabile ha bisogno di 4 elettroni; l’H ha invece bisogno di 1 elettrone. Se si

legano insieme:

. . C . + H

.

.

H

│

H __ C __ H

│

H

perché con un legame H ha due elettroni e diventa stabile, C con un legame ne ha cinque e quindi

devo fare altri 3 legami (cioè aggiungere altre 3 volte H), così ho:

.

4 H .

+ . C .

.

altro esempio:

O (6 elettroni)

__ __

Legame con altro O = │ O . + . O │

. .

lego 2 volte per arrivare a 8 elettroni: __ __

│ O = O │

altro esempio è l’Azoto (5 elettroni) __

. N .

.

se lego con 3 H faccio l’ammoniaca:

___

31

H ___ N ___ H

│

H

Se lego altri 3 N :

│ N ≡ N │

quindi il legame covalente può essere DOPPIO O AL MASSIMO TRIPLO (non esiste

quadruplo o più)

il legame covalente può essere:

- PURO, cioè gli elettroni sono uguali oppure ho una differenza di elettronegatività (si legge

sulla T.P.) fra i due elementi ≤ 0,4

- POLARE, cioè la differenza di elettronegatività fra i due elementi è > 0,4

Quindi tanto più è alta la differenza di elettronegatività, tanto più un legame è polare

(gli elettroni si spostano sempre verso l’atomo più elettronegativo).

FORMULE

MASSA TOTALE (g) = n. moli x massa molare (g/mol)

N. MOLI = massa totale (g)

_____________

massa molare (g/mol)

NUMERO DI AVOGADRO = particelle/atomi

______________

Mole

VOLUME (l) = n. moli x volume molare (l/mol)

N. MOLI = volume (l)

___________________

Volume molare (l/mol)

N. ATOMI = Numero Avogadro (atomi/mol) x N. MOLI (mol)

N. MOLECOLE

32

λ = C

___

V

V = C

___

λ

C = V x λ

C= 3,00 x 108

m/s

h = 6,626 x 10-34

j . s

E = h x V (equazione di PLANCK) MA V = C quindi E = h x C

___ ______

λ λ

EQUAZIONE DI DE BROGLIE: λ = h

______

m x V